金屬腐蝕理論和腐蝕控制答案解析(編輯修改稿)
2024-07-25 00:22 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 當|ic|=5103時，lg|ic|=, 當|ic|=103時，lg|ic|=3, 當|ic|=時，lg|ic|=, 當|ic|=時，lg|ic|=2, 極化曲線如下：(2) 由圖知直線斜率即為Tafel斜率bc，截距為氫過電位a。①：斜率∴Tafel斜率bc==當|ic|取1時有= ，即氫過電位a= ∴由塔菲爾公式： ，得：= i0 則：lg i0 = 即i0 =108 A/m2②對于Pt1mol/L H2SO4 有：斜率∴Tafel斜率bc= V當|ic|取1時有= ，即氫過電位a= ∴由塔菲爾公式： ， 代入有：= i0得=(3 ) 當極化值ΔE=10mv時，屬于微極化范疇，由Fanardy方程式 ：i=η/Rf①：Rf=RT/（i0nF）=298/（96500）=105ΩiHg=η/Rf =105 =108 A/m2②對于Pt1mol/L H2SO4 有：Rf=RT/（i0nF）=298/（96500）=104ΩiPt=η/Rf =104=16 A/m24. 鉑電極在充氧的中性水溶液中進行陰極極化，電極表面發(fā)生氧離子化反應。利用氧離子化反應的動力學參數(shù)(bc = ，i0 = 106 mA/cm2 = 105A/m2)，計算當189。ic189。= 7102 mA / cm2時，陰極極化過電位h，其中濃度極化過電位h濃和活化極化過電位h活各占多大比例？擴散層厚度取d = 102cm。比較氫電極反應和氧電極反應的陰極極化特征。解： 濃度極化時有：極限擴散電流密度時代入數(shù)據(jù)，則有：∴活化極化時有：∴陰極極化的過電位∴有：所以氧電極受濃度極化與活化極化共同控制，其中活化極化占大部分，而氫電極主要受活化極化控制。5. 一個活化極化控制腐蝕體系，陰極反應和陽極反應的交換電流密度為；Tafel斜率為bc、ba；腐蝕電位滿足條件EeaEcorEec。設加入陰極性緩蝕劑，使陰極反應受到抑制，陰極反應交換電流密度改變?yōu)?。假定其他參?shù)都不改變，此時腐蝕電位負移到E162。cor，腐蝕電流密度下降到i162。cor。(1) 作加入緩蝕劑前后腐蝕體系的極化曲線圖。(2) 用圖解法求腐蝕電流密度的變化r = i162。cor / icor和腐蝕電位的變化DE = E162。cor – Ecor。解：極化曲線如右圖；由（1）的極化曲線利用圖解法求解得：在△ABC中，則有：,分別為未加入緩蝕劑時陽極反應和加入緩蝕劑后陰極反應的斜率：根據(jù)由圖可知有：6. 一個陽極反應受活化極化控制、陰極反應受濃度極化控制的腐蝕體系，陰極反應的極限擴散電流密度為id，腐蝕電位為Ecor。由于攪拌使陰極反應的極限擴散電流密度上升到i162。d，陽極反應參數(shù)不變；腐蝕電位正移到E162。cor。(1) 作腐蝕體系的極化曲線圖。(2 ) 用圖解法求腐蝕電位變化DE = E162。cor – Ecor。解：（1）極化曲線如右圖；（2）由（1）極化曲線可知，在△ABC中 陽極反應的斜率第 五 章思考題：，與電極反應極化性能的關系；過電位和電極反應速度的關系。動力學方程的一般表達式；Tafel方程式的數(shù)學形式、圖形表示以及適用條件；極限擴散電流密度的計算。答：析氫腐蝕的陰極反應是氫離子的還原反應，發(fā)生電學腐蝕的條件是發(fā)生析氫腐蝕的體系包括標準電位負值很大的活潑金屬；大多數(shù)工程上使用的金屬，如Fe在酸性溶液中，正電性的金屬一般不會發(fā)生析氫腐蝕。但是當溶液之中含有絡合劑使金屬離子活度很低時正電性金屬也可能發(fā)生析氫腐蝕。析氫腐蝕的陰極反應和陽極反應都要受活化極化控制，其電極反應的阻力表現(xiàn)為交換電流密度的大小，比較電極反應的阻力，則只需比較交換電流密度。因為氫離子還原反應受活化極化控制，因此析氫反應符合Tafel公式:=ablg 其中影響析氫反應動力的有a值，即與 有關，與材料本身及狀態(tài)，環(huán)境PH值等有關。所以綜合其影響因素有：pH值，溫度，及溶液中其他組分，金屬本身雜質(zhì)，陰極還原面積，表面狀態(tài)等。2. 對受氧擴散控制的吸氧腐蝕體系，當id增加到一定程度，陰極反應將由濃度極化控制轉(zhuǎn)變?yōu)闈舛葮O化與活化極化共同影響。這種控制特征的變化與電極金屬材料有什么關系？用極化圖進行分析。答：在《id時，D2的還原反應受活化極化控制，當增加到約id時，還原反應受活化極化與濃度極化共同控制。當id增大到陽極極化曲線的交點，越出了氧化擴散控制電位，則自然狀態(tài)下陰極反應不再受濃度極化控制，如曲線3所示。與陽極極化曲線的交點在混合控制電位區(qū)間，必須考慮活化極化作用。在分析腐蝕速度的影響因素時，應包括氧化極限擴散電流密度id和還原反應交換電流密度兩方面。3. (1) 在pH = 0的除氧硫酸銅溶液中()，銅能否發(fā)生析氫腐蝕生成Cu2+？如果能發(fā)生，腐蝕傾向是多少伏？(2) 在pH = 10的除氧氰化鉀溶液中()，銅能否發(fā)生析氫腐蝕？如果能發(fā)生，腐蝕傾向是多少伏？設腐蝕生成的[Cu(CN)2]離子的活度等于104mol/L，已知電極反應 Cu + 2CN = [Cu(CN)2] + e的標準電位E0 = 。解（1）由題意可知，銅的氧化反應為Cu=＋2e 查表知，銅電極反應的標準電位=則銅的氧化反應的平衡電位為Eea=＋ln/Cu =＋ =又在PH=0的除氧硫酸銅溶液中有2＋2e = 析氫反應的平衡電位Eec=＋ln/PH2得Eec=－PH=0=0V由電位比較準則知Eea Eec，所以銅不可能發(fā)生析氫腐蝕生成。（2）由題意可知，銅的氧化反應為 Cu＋2=＋e該電極反應的標準電位=則銅氧化反應的平衡電位為Eea=＋ln /([ ][ ]) =＋ =在PH=10的除氧硫酸銅溶液中有2＋2e = 析氫反應的平衡電位Eec=－PH=10=由電位比較準則知EecEea，所以銅能發(fā)生析氫腐蝕。其腐蝕傾向
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